Dynamická podstata chemické rovnováhy


Download 144.21 Kb.
Pdf ko'rish
Sana22.12.2017
Hajmi144.21 Kb.
#22801

1

Dynamická podstata chemické rovnováhy

Ve sm



ě

si reaktant

ů

a produkt



ů

probíhá chemická reakce dokud 

není dosaženo rovnovážného stavu.

Chemická rovnováha má dynamický charakter protože produkty 



stále vznikají p

ř

ímou reakcí ale zárove



ň

jsou stejnou rychlostí

spot

ř

ebovávány zp



ě

tnou reakcí.



P

ř

.:

CO + 3H


2

CH



4

+ H


2

O

Rovnovážný stav

Pouze 


č

ást reaktant

ů

je p


ř

em

ě



n

ě

na na produkty (rozsah reakce je 



vždy menší než 100%).

Šipky v zápisu chemické reakce kvalitativn



ě

nazna


č

ují rozsah reakce:

– Jednoduchá šipka nazna

č

uje dominantní sm



ě

r reakce:

H

2

(g) + O



2

(g) 


H

2



O(g) 

– Obousm


ě

rná šipka nazna

č

uje vyrovnan



ě

jší pom


ě

r reaktant

ů



produkt



ů

v rovnováze: N

2

O

4



(g) 

2NO



2

(g).  


Rovnováha se ustaví vždy, nezávisle na tom jaké bylo p

ů

vodní


složení reak

č

ní sm



ě

si:


konstanta

2

Rovnovážná konstanta elementárních reakcí

Chemická rovnováha nastane když se vyrovnají rychlosti p



ř

ímé


a zp

ě

tné reakce: R



f

= R


r

.



P

ř

.: rozklad N



2

O

4



:

N

2



O

4

(g) 



2NO


2

(g)


k

f

[N



2

O

4



] = k

r

[NO



2

]

2



nebo

kde K


c

je rovnovážná konstanta.  

Rovnovážná konstanta pro obecnou reakci má tvar:  



aA + bB + cC + ... 

mM + nN + oO .... 



]

O

N



[

]

NO



[

k

k



K

4

2



2

2

r



f

c

=



=

c

b



a

o

n



m

c

[C]



[B]

[A]


[O]

[N]


[M]

 

 



K

=

Rovnovážná konstanta neelementárních reakcí



Platí stejný vztah pro rovnovážnou konstantu i když je reak

č



mechanismus složit

ě

jší?

P



ř

.: Jaký je rovnovážný vztah pro rozklad ozónu podle reakce

1. 

(g)


 

O

 



 

(g)


O

 

 



(g)

O

2



k

k

3



1

,

f



1

,

r



+

 



 

2.  


(g)

2O

 



O(g)

 

 



(g)

O

2



k

k

3



2

,

f



2

,

r



+

 



 

 suma  


2O

3

 (g) 



 3O


2

 

 



 

Kinetické rovnice 

pro 1. a 2. reakci:

]

O



][

O

[



]

O

[



k

k

]



O

[

k



]

O

][



O

[

k



3

2

2



2

,

r



2

,

f



2

2

2



,

r

3



2

,

f



=

=

]



O

[

]



O

[

k



k

]

O



[

]

O



][

O

[



k

]

O



[

k

2



3

1

,



r

1

,



f

2

1



,

r

3



1

,

f



=

=

2



3

3

2



2

,

r



2

,

f



1

,

r



1

,

f



c

]

O



[

]

O



[

k

k



k

k

K



=

=

Eliminujeme O



a vyjád

ř

íme K



c

:

Záv



ě

r: vztah pro rovnovážnou 

konstantu je nezávislý na 

reak

č

ním mechanismu

3

Rovnovážná konstanta přímé a zpětné reakce

Rovnovážná konstanta zp



ě

tné reakce: 

aA + bB



cC + dD



cC + dD

aA + bB



P

ř

.: Ur



č

ete rovnovážnou konstantu reakce: 

½N

2

(g) + 3/2 H



2

(g) 


NH

3



(g) 

znáte-li N

2

(g) + 3H


2

(g) 


2NH


3

(g)  K


c

= 1.7x10


2

P

ř



.: Ur

č

ete rovnovážnou konstantu pro vznik HI(g) jsou-li 



rovnovážné koncentrace H

2

, I



2

a HI 0.0060 M, 0.106 M a 0.189 M.

H

2

(g) + I



2

(g) 


2HI(g)  K

c

= ?


P

ř

.: Ur



č

ete rovnovážnou konstantu reakce: 

½ H

2

(g) + ½ I



2

(g) 


HI(g)  K


c

= ?


f

,

c



r

,

c



K

1

K



=

b

a



c

d

f



,

c

]



B

[

]



A

[

]



C

[

]



D

[

K



=

c

d



b

a

r



,

c

]



C

[

]



D

[

]



B

[

]



A

[

K



=

Rovnovážné konstanty K

c

a K

p

• Konstanta K

c

se používá pro reakce s tekutinami, K



p

obvykle pro reakce ve kterých vystupují plyny.  

• K

P

má stejný formát jako K



c

, místo koncentrací ovšem 

vystupují parciální tlaky (p

A

= x



A

·p kde x


A

je molární

zlomek složky A, p

A

její parciální tlak, p celkový tlak).



• P

ř

.: Napište rovnovážnou konstantu K



P

reakce:


N

2

(g) + 3H



2

(g) 


2NH


3

(g)  K


P

= ?


• P

ř

.: Ur



č

ete rovnovážnou konstantu K

P

syntézy amoniaku 



p

ř

i 500K, jsou-li rovnovážné parciální tlaky P



NH3

= 0.15 


atm, P

N2

= 1.2 atm a P



H2

= 0.81 atm.

• U rovnovážné konstanty nebývá zvykem uvád

ě



jednotky, ale je nutné v

ě

d



ě

t zda jde o K

c

nebo K


p

, jaká


jednotka byla použita pro koncentraci/tlak a jaký je zápis 

p

ř



íslušné chemické reakce. 

4

Rovnováhy v heterogenních systémech

• Složení reagujících 

č

istých složek (tuhých látek nebo 



kapalných fází) se p

ř

i reakci nem



ě

ní a ve vztahu pro 

rovnovážnou konstantu nevystupuje.

• P


ř

.: Napište rovnovážnou konstantu pro reakci:

CaCO

3

(s) + C(gr) 



CaO(s) + 2CO(g).  

• P

ř

.: Napište rovnovážnou konstantu pro disociaci 



kyseliny octové ve vodném roztoku:

CH

3



COOH(aq) + H

2

O(l) 



CH

3



COO

(aq) + H



3

O

+



(aq)

Rovnováhy v heterogenních systémech

P

CO 2


K

p

CaCO


3

(s)

CaO

(s)



+ CO

2

(g)



P

CO 2


nezávisí na množství CaCO

3

ani CaO



5

Aplikace rovnovážné konstanty: rozsah reakce

• Rozsah reakce, tj. odhad zda budou v rovnovážné sm

ě

si 


p

ř

evládat reaktanty nebo produkty, plyne z velikosti 



rovnovážné konstanty:

– vysoké K (nap

ř

. 10


10



p

ř

evažují produkty.  



– nízké K (nap

ř

. 10



10



p

ř



evažují reaktanty.  

– Je-li hodnota K kolem 1, v rovnováze jsou ve 

srovnatelném množství p

ř

ítomné reaktanty i produkty.



• P

ř

.: Odhadn



ě

te jaké složky budou p

ř

evládat v rovnováze 



u následujících reakcí:

AgCl(s)


 Ag


+

(aq) + Cl

(aq) 


K

sp 


=

 

1.8x10



10

  



Ag

+

(aq) + 2NH



3

(aq)


 Ag(NH


3

)

2



+

(aq) 


7

f

10



x

7

.



1

K

=



 

H

2



CrO

4

(aq) + H



2

O(l)


 HCrO


4

-

(aq)+H



3

O

+



   K

a1

 = 0.15 



 

Aplikace rovnovážné konstanty: směr reakce

Pokud známe po



č

áte


č

ní koncentrace reagujících látek, m

ů

žeme spo


č

ítat 


reak

č

ní kvocient: pro obecnou reakci    aA + bB

cC + dD



kde t je 

č

as ve kterém byly koncentrace ur



č

eny, nemusí se tedy jednat o 

rovnováhu!

Srovnáním Q



c

s K


c

lze zjistit spontánní sm

ě

r reakce. 



Pokud jsou v systému pouze reaktanty, Q

c

= 0. Pokud jsou v systému 



pouze produkty, Q

c



.



Je-li Q

c

< K

c

, budou vznikat produkty.

Je-li Q



c

> K

c

, budou vznikat reaktanty

Je-li Q



c

= K

c

, reakce neprobíhá. 

P



ř

.: Ur


č

ete sm


ě

r reakce: H

2

(g) + I


2

(g) 


2HI(g) pokud po

č

áte


č

koncentrace jsou [H



2

]

o



= [I

2

]



o

= [HI]


o

= 0.0020M p

ř

i K


c

= 46. 


b

a

c



t

d

t



c

[B]


[A]

[C]


[D]

 

 



Q

t

t



=

6

Reakční kvocient

Je-li



Q



c

K



c

reakce bude probíhat zprava doleva (p

ř

ibývají reaktanty)





Q

c

K



c

systém je v rovnováze (reakce navenek neprobíhá)



Q

c

K

c

reakce bude probíhat zleva doprava (p

ř

ibývají produkty)



Aplikace rovnovážné konstanty: výpočet rovnovážného složení

Ze znalosti po



č

áte


č

ního složení, stechiometrie a K

c

je možné


vypo

č

ítat rovnovážné složení reak



č

ní sm


ě

si. Obecný postup:

1. Vyjád

ř

it rovnovážné složení všech složek s použitím 



po

č

áte



č

ního složení a bilan

č

ní neznámé x, která



vyjad

ř

uje zm



ě

nu koncentrace.

2. Zapsat rovnovážnou konstantu s využitím takto 

definovaných rovnovážných koncentrací.

Ř

ešit rovnici pro 



prom

ě

nnou x.



3. Dosadit do bilan

č

ních rovnic a vypo



č

ítat jednotlivé

rovnovážné koncentrace.


7

P



ř

.: Pro reakci: PCl

5

(g) 


PCl


3

(g) + Cl


2

(g), K


c

= 0.800 M p

ř

i 340


o

C.  


Najd

ě

te rovnovážné složení reak



č

ní sm


ě

si jsou-li po

č

áte


č

koncentrace všech složek (reaktantu i produkt



ů

) 0.120 M. 

Ř

ešení: Nejprve vypo



č

ítáme Q


c

abychom zjistili kterým sm

ě

rem bude 



reakce probíhat: Q

c

= 0.120 < K



c

reakce sm



ěř

uje k produkt

ů

m. 


Bilan

č

ní tabulka:



PCl

5

(g) 



 

Cl



PCl

3

(g)



po

č

átek



0.120M

 

0.120M 



0.120M

rovnováha

0.120 M 

 x 



0.120 M + x  0.120 M + x

 



Vztahy pro rovnovážné koncentrace dosadíme do rovnice pro 

rovnovážnou konstantu:

Upravíme na kvadratickou rovnici ve tvaru ax



2

+ bx + c = 0, ur

č

íme 


koeficienty a, b, c a 

ř

ešíme:



Vypo


č

tené x dosadíme do bilan

č

ních vztah



ů

.

(



)

x

 



M

 

0.120



 x

 

M



 

0.120


K

2

c



+

=



a

2

ac



4

b

b



x

2



±

=



Výpočet rovnovážného složení: příklad

Faktory ovlivňující rovnovážný stav

• Zm


ě

na v systému, který je v rovnováze, m

ů

že zp


ů

sobit 


zm

ě

nu v rovnovážném stavu (složení).



• Le Châtelier

ů

v princip (princip pohyblivé rovnováhy): 

Za

č



ne-li p

ů

sobit na systém v rovnováze n



ě

jaký vn


ě

jší


vliv, bude se systém snažit o snížení ú

č

inku tohoto 



vn

ě

jšího zásahu.



• Podmínky které ovliv

ň

ují rovnováhu:



– Koncentrace reaktant

ů

nebo produkt



ů

. P


ř

idáním 


nebo odebráním jednoho nebo více reaktant

ů

nebo 



produkt

ů

z/do rovnovážné sm



ě

si.


– Zm

ě

nou tlaku rovnovážné sm



ě

si ve které jsou 

alespo

ň

n



ě

které složky plynné.

– Zm

ě

na teploty. 



8

P



ř

idáním n


ě

které z látek se rovnováha posune tak aby se snížil 

p

ř

ebytek této látky (odebráním naopak).



P

ř



idání jednoho nebo více reaktant

ů

nebo odebrání jednoho nebo 



více produkt

ů

tedy vede k posunu rovnováhy doprava.



P

ř



.: Tabulka udává v 1. 

ř

ádku rovnovážné složení sm



ě

si p


ř

syntéze NH



3

(g). Po odebrání poloviny NH

3

(g) spo


č

ítáme Q


c

a

srovnáme s K



c

: Q


c

< K

c



reakce bude probíhat doprava tak aby 

vzniklo další NH

3

(g).  


P

ř



.: Použijeme tutéž rovnovážnou sm

ě

s a 10x zvýšíme koncentraci 



N

2

. Výsledný efekt bude podobný - Q



c

bude nižší než K

c

a bude 


vznikat dodate

č

ný produkt.



N

2

(g) + 



3 H

2



 

2 NH


3

(g)


rovnováha

0.50 M


 

3.00 M 


1.98 M       K

c

 = 0.291 



po 

NH



3

(g)


0.50 M  

3.00 M 


0.99 M

 Q

c



 = 0.073

 

N



2

(g) + 


3 H

2



 

2 NH


3

(g)


rovnováha 0.50 M

 

3.00 M 



1.98 M   K

c

 = 0.291 



po 

N



2

(g) 5.0 M   3.00 M 

1.98 M   Q

c

 = 0.0291 



 

Faktory ovlivňující rovnovážný stav: koncentrace

Týká se pouze reakcí ve kterých vystupují plyny a látkové množství



plyn

ů

se p



ř

i reakci m

ě

ní.


Zvýšení tlaku (tj. zmenšení objemu) posune rovnováhu ve sm

ě

ru 


menšího látkového množství plyn

ů

.



– D

ů

sledek stavové rovnice: tlak a objem jsou navzájem nep



ř

ímo 


úm

ě

rné (p = nRT/V).



P

ř



.: Zjist

ě

te jaký vliv na rovnováhu v uvedené reakci bude mít 



dvojnásobné zvýšení tlaku.

V

f



= ½ V

I

, Q



c

< K

c

, rovnováha se posune doprava (po



č

et mol


ů

plyn


ů

se p


ř

i reakci snižuje ze 4 u reaktant

ů

na 2 u produkt



ů

). 


Tuhé látky a kapaliny v reakcích nejsou ovlivn

ě

ny tlakem.



P

ř



.: Ur

č

ete kterým sm



ě

rem se posune rovnováha uvedené reakce 

pokud dojde k dvojnásobnému zvýšení tlaku: 

C(s) + CO

2

(g) 


2CO(g)


N

2

(g) + 



3 H

2



 

2 NH


3

(g)


rovnováha 0.50 M

 

3.00 M 



1.98 M K

c

 = 0.291



po 

P 1.00 M   6.00 M 



3.96 M  Q

c

 = 0.073



 

Faktory ovlivňující rovnovážný stav: tlak

9

Zm



ě

na teploty (

T) vede ke zm



ě

n

ě



hodnoty rovnovážné konstanty 

(



K

c

).



Charakter zm

ě

ny K


c

s teplotou závisí na hodnot

ě

reak


č

ní entalpie

(



H



r

).

– Zvýšení teploty vede k dodate



č

nému pr


ů

b

ě



hu endotermické

reakce; 


– Snížení teploty vede k dodate

č

nému pr



ů

b

ě



hu exotermické reakce.

Jak ovlivní snížení teploty množství CO vzniklého následující reakcí:



2CO

2

(g)



2CO(g) + O

2

(g)


H

r



= 566 kJ

Vliv katalyzátoru

Katalyzátor nemá žádný vliv na polohu chemické rovnováhy, pouze 



urychluje dosažení rovnováhy. 

K



c

závisí na

H

r



, ne na E

a

.



Faktory ovlivňující rovnovážný stav: teplota

Okysličování krve ve vyšších nadmořských výškách

K

c

[HbO



2

]

[Hb][O



2

]

Hb (aq) + O



2

(aq)           HbO

2

(aq)



O

2

(g)           O



2

(aq)

• P

ř

i nižším tlaku se 



rovnováha 1. reakce 

posune vlevo, sníží se 

[O

2

] a tudíž i [HbO



2



10

Haberův proces

N

2



(g) + 3H

2

(g)           2NH



3

(g)   

H

0



= -92.6 kJ/mol (p

ř

i 25 °C)



Download 144.21 Kb.

Do'stlaringiz bilan baham:




Ma'lumotlar bazasi mualliflik huquqi bilan himoyalangan ©fayllar.org 2024
ma'muriyatiga murojaat qiling